12_Solucoes_e_suas_propriedades

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SOLUÇÕES E SUAS PROPRIEDADES FÍSICAS 
Classificação das Misturas 
• Misturas tem duas características que a define: Apresentam composição variável e 
mantem certas características dos seus componentes. 
• Misturas Heterogêneas são aquelas nas quais a mistura não é uniforme tendo 
regiões de diferentes composições, isto é, existem fronteiras observáveis entre os 
componentes. (ex. gelo-água, poeira no ar). 
• Misturas Homogêneas são aquelas nas quais a mistura é uniforme e composição 
constante; Não existem fronteiras observáveis pois as substâncias são intermiscíveis 
no nível molecular. (ex. Sal-água, açúcar-água, ar). A natureza tende a favorecer a 
formação de misturas homogêneas - energeticamente favorável; 
o Soluções contém partículas individuais (íons átomos ou moléculas) com 
diâmetros na faixa de 0,1−2 nm. Soluções são transparentes. (ex.: sal água, 
açúcar água, gasolina, ar) 
o Coloides contém partículas (macromoléculas ou agregados moleculares) com 
diâmetro na faixa de 2–500 nm. São normalmente opacos. (ex.: leite, nevoeiro, 
sabão em água). 
§ A principal diferença entre solução e coloide reside no tamanho das 
partículas. 
o Suspensões são misturas tendo partículas grandes; Não são totalmente 
homogêneas, pois as partículas podem ser separadas por decantação e são 
visíveis com microscópios (ex.: sangue, aerossol). 
Soluções 
• Frequentemente descrevemos soluções em termos de uma substância dissolvida em 
outra, o soluto se dissolve no solvente. Normalmente, o solvente é o componente mais 
abundante componente em uma dada solução. 
• Quando soluto e solvente apresentam o mesmo estado, o solvente é o componente 
presente em maior percentagem; 
• Soluções aquosas tem a água como solvente, e um sólido, líquido ou gás como 
soluto. 
Tabela - Exemplos de soluções 
Estado da solução Estado d 
solvente 
Estado do 
soluto 
exemplo 
Gás 
Líquido 
Líquido 
Líquido 
Sólido 
Sólido 
Sólido 
Gás 
Líquido 
Líquido 
Líquido 
Sólido 
Sólido 
Sólido 
Gás 
Gás 
Liquido 
Sólido 
Gás 
Líquido 
Sólido 
Ar 
Oxigênio na água 
Álcool em água 
Sal na água 
Hidrogênio no Pd 
Mercúrio na prata 
Prata no ouro 
 
• Ligas são soluções sólidas que contém metais tanto como soluto quanto solvente; 
• Amálgamas são ligas em que Hg é um dos componentes; 
 
 
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Solubilidade 
• Quando uma substância (soluto) se dissolve em uma outra (solvente) se diz que esta é 
solúvel; 
o sal é solúvel em água; 
o bromo é solúvel em cloreto de metileno; 
• Quando uma substância não se dissolve em outra se diz que esta é insolúvel; 
o O óleo é insolúvel em água; 
• A solubilidade (S) de um soluto é a máxima quantidade que se dissolve em uma 
quantidade fixa de um solvente em particular a uma dada temperatura. 
• Diferentes solutos tem diferentes solubilidades. 
o A solubilidade do cloreto de sódio é S = 39,12 g/100 mL de água a 100 oC. 
enquanto para o cloreto de prata S= 0,0021 g/100 mL de água a 100 oC. 
• Do cotidiano, sabe-se que alguns solventes conseguem dissolver alguns solutos e 
outros não. 
• A solubilidade de uma substância em outra depende de dois fatores: 
o Da tendência natural para a mistura; 
o Dos tipos de forças atrativas intermoleculares. 
§ Substâncias com tipos similares de forças intermoleculares dissolvem 
uma a outra; 
• Semelhante dissolve semelhante. 
• A solubilidade de uma substância em outra varia também com a temperatura e a 
pressão 
 
Um pouco de Termodinâmica 
• Entalpia (H) é a medida da variação de energia em um sistema. 
• A variação da entalpia (∆H) em uma reação consiste na diferença dada pela entalpia 
final, ou entalpia dos produtos, pela entalpia inicial, que é a entalpia dos reagentes (HP 
– HR). 
o Em reações exotérmicas em que há liberação de calor, a energia total do 
sistema diminuirá. 
§ A entalpia dos produtos será menor que a entalpia dos reagentes (HP < 
HR), portanto, a variação da entalpia será negativa (∆H < 0). 
o Em reações endotérmicas em que há absorção de calor, a energia total do 
sistema aumentará. 
§ A entalpia dos produtos será maior que a entalpia dos reagentes (HP > 
HR), portanto, a variação da entalpia será positiva (∆H > 0). 
• Entropia (S) é a medida da quantidade de aleatoriedade molecular ou desordem em 
um sistema. (unidades J/K). 
• A entropia depende de outras propriedades do sistema, como por exemplo, da 
temperatura ou do volume. 
o Quanto maior o valor de S, maior a desordem das partículas do sistema; 
o A maioria dos sistemas tendem a tornar-se naturalmente desordenados com o 
tempo; 
• Energia livre de Gibbs G, representa a energia disponível no sistema para realização 
de trabalho ou simplesmente um método de medição do trabalho máximo realizado 
durante um processo. 
o ΔG < 0 espontâneo; ΔG > 0 não espontâneo; ΔG = 0 equilíbrio. 
o Processos espontâneos tendem a ser exotérmicos (ΔH < 0) e com aumento na 
desordem (ΔS > 0). 
o Processos não espontâneos tendem a ser endotérmicos (ΔH > 0) e com 
diminuição na desordem (ΔS < 0). 
 
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Tendência Natural para a mistura – Entropia 
• Durante o curso vimos muitos sistemas químicos tendem a baixar sua 
energia potencial. 
• A formação de uma solução não necessariamente baixará a energia 
potencial dos seus constituintes. Um claro exemplo disso é a formação 
de uma solução de dois gases ideais. Ao se misturarem mas cada um 
mantém sua energia potencial inalterada. 
• A tendência a se misturar está relacionado com um conceito chamado 
de entropia (S). 
• Um gás a qualquer temperatura acima de 0 K tem energia cinética 
devido ao movimento dos seus átomo. 
• Quando um gás ideal está confinado em seu compartimento individual , 
sua energia cinética também está confinada neste compartimento. 
Porém, quando os gases se misturam, cada gás, com sua energia 
cinética, se espalha por uma grande volume. Portanto, uma mistura de 
dois gases tem maior energia de dispersão ou maior entropia do que os 
componentes separados. 
• Solução de dois gases ocorrem devido a tendência natural de um sistema de se tornar 
mais e mais desordenado com o tempo (entropia). 
 
Forças intermoleculares no processo de dissolução 
• Sabe-se que na ausência de forças intermoleculares, duas substâncias se misturaram 
espontaneamente formando uma solução homogênea. 
• Sólidos líquidos e gases exibem um número de tipos diferentes de forças 
intermoleculares. Dependendo da exata natureza das forças no soluto e solvente, 
estas forças promoverão ou evitarão a formação de uma solução. 
• Existem forças intermoleculares: (a) As partículas de soluto e solvente (b) As partículas 
do solvente (c) as partículas do soluto. 
 
• O fator determinante para se formar uma solução é a energia relativa das forças 
intermoleculares dentro soluto e entre o soluto e o solvente. 
• Se as forças intermoleculares de atração são do mesmo tipo e de igual magnitude, o 
soluto e o solvente se misturam aleatoriamente formando uma mistura homogênea ou 
solução; 
• As interações soluto - solvente devem superar as forças atrativas que mantém as 
partículas de soluto unidas; 
o Processo endotérmico; 
• Devem superar algumas das forças atrativas solvente - solvente 
o Processo endotérmico; 
• Pelo menos parte da energia para que isso ocorra advémdo surgimento de novas 
formas de interação atrativas soluto - solvente; 
o Processo exotérmico; 
 
Interações
solvente-solvente
Interações
solvente-soluto
Interações
soluto-soluto
Solução 
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Tabela - Interações relativas na formação de uma solução 
Interações 
solvente-soluto > 
Interações 
solvente-solvente + 
soluto-soluto 
Forma-se solução 
Interações 
solvente-soluto = 
Interações 
solvente-solvente + 
soluto-soluto 
Forma-se solução 
Interações 
solvente-soluto < 
Interações 
solvente-solvente + 
soluto-soluto 
A solução pode ou não se formar 
dependendo da disparidade 
relativa* 
* Diferença entre as duas espécies. 
• Quando as atrações soluto-solvente são mais fracas do que a soma das atrações 
entre soluto-soluto e solvente-solvente, a solução se formará apenas se a diferença de 
energia é pequena o suficiente para ser superada pela entropia. 
 
Entalpia de solução (ΔHsoln) e a energética da formação das soluções 
• Assim como ocorre variação de energia associado com uma reação química, variação 
similar ocorre quando a cerca da formação de uma solução dependendo das 
interações relativas entre partículas de soluto e solvente. 
• Na formação de algumas soluções, calor é liberado para a vizinhança (processo 
exotérmico) bem como em outros casos o calor é absorvido (processo endotérmico). 
• A variação de entalpia que ocorre quando um soluto se dissolve em um solvente é a 
entalpia de solução, ΔHsoln (ou calor de solução); 
• A variação de entropia que ocorre quando um soluto se dissolve é a entropia de 
solução, ΔSsoln; 
• Variações de entropia são normalmente positivas devido ao aumento da desordem 
molecular durante a dissolução. 
• Pode-se entender a energética associada à formação de uma solução prevendo que o 
processo ocorra em três etapas, cada uma associada a uma variação de entalpia. 
1. Separação das partículas do soluto em seus constituintes: Esta etapa requer 
energia para superar as atrações que mantém as partículas de soluto unidas – 
endotérmico; 
 
soluto(agregado) + calor → soluto(separado) ΔHsol > 0 
 
2. Separar as partículas do solvente uma das outras de modo a gerar espaço para 
alocar as partículas de soluto. Este processo também é endotérmico necessitando 
de energia para superar as forças intermoleculares entre as partículas do solvente 
– endotérmico; 
 
solvente(agregado) + calor → solvente(separado) ΔHsolv > 0 
 
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3. Soluto e solvente se misturam. As partículas são atraídas umas pelas outras. 
Nesta etapa energia é liberada à medida que partículas do soluto interagem com 
as partículas do solvente através de forças intermoleculares – exotérmico 
 
soluto(separado) + solvente(separado) → solução + calor ΔHmix < 0 
 
• A variação de entalpia global, ΔHsoln, depende do valor relativo do somatório destes 
três processos; 
ΔHsoln = ΔHsol + ΔHsolv + ΔHmix 
• Como o primeiro termo é o segundo termo são > 0 e o terceiro termo é < 0, a 
magnitude do ΔHsoln vai depender da magnitude dos termos individuais. 
 
a) Se a energia para romper as forças de atração entre as partículas do soluto e do 
solvente (ΔHsol + ΔHsolv) é menor do que a energia liberada na formação de novas 
interações entre o soluto e o solvente (ΔHmix), então o processo será exotérmico 
(ΔHsoln < 0). Neste caso tanto a tendência a para menor energia e para maior entropia 
leva a formação da solução. 
b) Se a energia para romper as forças de atração entre as partículas do soluto e do 
solvente (ΔHsol + ΔHsolv) é maior do que a energia liberada na formação de novas 
interações entre o soluto e o solvente(ΔHmix), então o processo será endotérmico 
(ΔHsoln > 0). Contanto que o ΔHsoln não seja muito grande, a tendência para a maior 
entropia irá levar a formação da solução, caso contrário, se o ΔHsoln for muito grande, a 
solução não se formará. 
c) Se a energia para romper as forças de atração entre as partículas do soluto e do 
solvente (ΔHsol + ΔHsolv) é aproximadamente igual à energia liberada na formação de 
Solvente
separado
Soluto
separado
(2) Separando
as partículas de 
solvente
(2) Separando
as partículas de 
soluto
(3) Mistura das partículas
de soluto e solvente
SoluçãoProcesso global
exotérmico
Solvente
agregado
Soluto
separado
Solvente
agregado
Soluto
agregado
Solvente
separado
Soluto
separado
(2) Separando
as partículas de 
solvente
(2) Separando
as partículas de 
soluto
(3) Mistura das partículas
de soluto e solvente
Solvente
agregado
Soluto
separado
Processo global
endotérmico
Solução
Solvente
agregado
Soluto
agregado
(a) (b)
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novas interações entre o soluto e o solvente (ΔHmix) então ΔHsoln = 0. A formação da 
solução dependerá do aumento da entropia à medida que a energia do sistema 
permanece praticamente constante. 
 
O calor de hidratação, ΔHhid 
• Para soluções aquosas iônicas, a energia 
fornecida para superar as atrações entre 
as moléculas de água e a energia liberada 
ao formar atrações entre as moléculas de 
água e os íons é combinada em um termo 
chamado de calor de hidratação, ΔHhid, 
que é a variação de entalpia que ocorre 
quando um mol de íons gasosos são 
dissolvidos em água. 
• Para a dissolução de um composto iônico 
em água o termo ΔHsol é grande e 
altamente positivo devido pois deve 
superar as forças de ligação iônica no 
cristal e ΔHsolv é grande e positiva pois deve-se superar as ligações de hidrogênio na 
água. O ΔHmix é grande e negativo pois o tipo de interação resultante do íon com o 
dipolo da água é muito forte. 
• O calor de hidratação combina os termos ΔHsolv e ΔHmix deste modo, os termos 
endotérmicos e exotérmicos praticamente se cancelam. 
• O calor de solução para a dissolução do NaCl, por exemplo é dado como: 
NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) ΔHsol = 786 kJ/mol 
H2O(l) + Na+(g) + Cl-(g) → Na+(aq) + Cl-(aq) ΔHhid = ΔHsolv + ΔHmix = -783kJ/mol 
ΔHsoln = 786 kJ/mol – 783 kJ/mol = 3 kJ/mol 
• O AHsol representa a energia necessária para separar o soluto em seus íons 
constituintes e pode ser representada pelo negativo da energia de rede ΔHlat (ΔHsol = - 
ΔHlat); 
• Neste caso, a entalpia de solução global depende das magnitudes relativas do ΔHsol e 
ΔHhid: 
1. |ΔHsol| < |ΔHhid| - A quantidade de energia necessária para separar o soluto é 
menor do que a energia liberada quando os íons são hidratados. ΔHsoln < 0 e o 
processo é exotérmico; 𝐿𝑖𝐵𝑟(!) → 𝐿𝑖(!")! + 𝐵𝑟(!")!                  Δ𝐻!"#$ = −48,78  𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
2. |ΔHsol| > |ΔHhid| - A quantidade de energia necessária para separar o soluto é 
maior do que a energia liberada quando os íons são hidratados. ΔHsoln > 0 e o 
processo é endotérmico (se a solução se formar). 𝑁𝐻!𝑁𝑂!(!) → 𝑁𝐻!(!")! + 𝑁𝑂!(!")!      Δ𝐻!"#$ =  +25,67  𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
3. |ΔHsol| ≈ |ΔHhid| - A quantidade de energia necessária para separar o soluto é 
aproximadamente igual a a energia liberada quando os íons são hidratados. 
ΔHsoln ≈ 0 e o processo nem é significativamente endotérmico ou exotérmico. 𝑁𝑎𝐶𝑙(!) → 𝑁𝑎(!")! + 𝐶𝑙(!")!  ∆𝐻!"#$ = +3,88  𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Equilíbrio em solução e os fatores que afetam a solubilidade 
• A dissolução de um soluto em um solvente é um processo de equilíbrio semelhante ao 
processo de equilíbrio em uma mudançade fase. 
• NO processo de dissolução do cloreto de sódio em água, por exemplo, Inicialmente as 
moléculas solvatam rapidamente os íons sódio e cloreto. Reduzindo a quantidade de 
cloreto de sódio sólido na água enquanto a concentração do sal dissolvido aumenta na 
água. Com o aumento da concentração de cloreto de sódio na solução, este começa a 
se redepositar como cloreto de sódio sólido. 
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• No início a velocidade de dissolução supera velocidade de deposição e rapidamente, 
partículas do soluto podem começar a se recombinarem para formar novamente 
moléculas de soluto. O soluto continua a se dissolver 
• Com o aumento da concentração de cloreto de sódio na solução, eventualmente a 
velocidade de dissolução se iguala à velocidade de deposição atingindo um equilíbrio 
dinâmico. 
• NaCl(s) D Na+(aq) + Cl-(aq) 
• Uma solução em que o equilíbrio dinâmico entre soluto e solvente é atingido é 
chamada de solução saturada. 
• A adição de mais soluto a uma solução saturada não resulta na dissolução do soluto; 
• Se a solução contém menos soluto do que a quantidade exigida no equilíbrio, diz-se 
que é uma solução não insaturada. 
• A adição de mais soluto a uma solução insaturada resulta na dissolução do soluto; 
• Em um dado momento, a concentração de cloreto de sódio na solução atinge um ponto 
crítico e a velocidade de deposição excede a velocidade de dissolução. 
• Sob certas circunstâncias, pode se formar uma solução supersaturada, contendo 
quantidades de soluto maior do que no equilíbrio. 
 
• São instáveis e o excesso de soluto normalmente precipita na solução. 
• Em alguns casos, se deixada sem perturbação, uma solução supersaturada pode 
existir por um longo período de tempo. 
Fatores que afetam a solubilidade 
Efeito da Temperatura 
• A solubilidade de um sólido em água é altamente 
dependente da temperatura. 
• Para a maioria dos sólidos, a solubilidade tende a aumentar 
com o aumento da temperatura; 
o Ocorre quando ΔHsol é endotérmico; 
• Algumas vezes, a solubilidade diminui quando a 
temperatura aumenta 
• As curvas de solubilidade podem ser usadas para prever se 
uma solução com uma dada quantidade de um soluto em 
particular dissolvido em água é saturado ( na linha), não 
saturada (abaixo da linha) ou supersaturada (acima da 
linha); 
• A solubilidade de gases 
da maioria dos gases em água diminui com o aumento da 
temperatura; 
• À medida que aquece a água, bolhas se formam 
devido a diminuição da solubilidade dos gases dissolvidos na 
água. 
• O ΔHsol é exotérmico pois não é necessário superar 
forças de atração soluto-soluto; 
• Uma das consequências do efeito da temperatura na 
solubilidade dos gases é a poluição térmica: 
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• se a água dos lagos se aquece muito, o O2 se torna menos solúvel e fica indisponível 
para os animais. 
Efeito da pressão 
• A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da 
pressão do gás; 
• Quanto maior a pressão, mais próximas as moléculas de gás 
estarão do solvente e maior a chance da molécula de gás atingir 
a superfície e entrar na solução; 
o Teoria cinética molecular. 
• Quanto maior for a pressão, maior a solubilidade; 
• Quanto menor a pressão, menor a quantidade de moléculas de 
gás próximas ao solvente e menor a solubilidade. 
• A relação quantitativa entre a solubilidade de um gás e a 
pressão é dado pela lei de Henry; 
• A solubilidade de um gás é diretamente proporcional à pressão 
do gás na solução; 
 
• onde Sgás é a solubilidade de um gás, kH é a constante de Henry e P é a pressão 
parcial do gás. 
• Uma aplicação da lei de Henry é na fabricação de bebidas gaseificadas. 
o As bebidas carbonadas são engarrafadas com uma pressão parcial de CO2 
próximas de 5 atm é milhares de vezes maior do que a pressão parcial de CO2 
na atmosfera. 
§ Ao abrirmos a garrafa, a pressão parcial de CO2 diminui e a 
solubilidade do CO2 também diminui e as bolhas de CO2 escapam da 
solução. 
 
Concentração das soluções 
• Como uma mistura, ao contrário de um composto químico, tem sua composição 
variável, as quantidades relativas das substancias em uma solução devem ser 
especificadas. Os termos qualitativos diluído e concentrados são frequentemente 
usados para descrever uma solução. 
• Deve-se definir a composição de uma solução de modo mais preciso para se efetuar 
cálculos. 
• Concentração de uma solução representa a medida da quantidade de soluto em uma 
dada quantidade de solução; 
• No capítulo anterior descrevemos a concentração de uma solução em termos da 
molaridade, ou numero de mols de soluto por litro de solução. 
• Outras maneiras de descrever a concentração são: 
Molalidade (m), 
• Representa a relação entre o número de mols de soluto por quilograma de solvente 
(mols/kg). A molalidade é independente da temperatura, uma vez que é definida em 
termos de massas e não de volumes; 
 
• A molalidade é muito útil quando se deve comparar concentrações em diferentes 
temperaturas. 
 
 
Sgás = kHP
 
molalidade= mols de soluto
quilograma de solvente
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Partes por massa e partes por volume 
• Às vezes é conveniente descrever a concentração em termos de razões mássicas. 
• Uma concentração em partes por massa é a razão de massa de soluto por massa da 
solução multiplicado por um fator multiplicador: 
 
• A unidade particular que determina o tamanho do fator multiplicador, depende da 
concentração da solução. 
• A porcentagem em massa, tem fator multiplicador 100 e representa a quantidade de 
massa do soluto por cada 100 gramas da solução; 
• Se uma dada solução é 0,9% em massa, então há 0,9 gramas de soluto em cada 100 
gramas de solução, ou 0,9 kg soluto em cada 100 kg de solução; 
• Para soluções mais diluídas deve-se descrever a concentração como partes por 
milhão (ppm) que requer um fator multiplicador de 106 ou partes por bilhão (ppb) que 
requer um fator multiplicador de 109. 
 
 
• As relações de partes por massa são independentes da temperatura. 
 
• Às vezes as concentrações são descritas em termos da razão de volumes, 
especialmente para soluções em que tanto o soluto quanto o solvente são líquidos. 
• Uma concentração de partes por volume representa a razão entre o volume de soluto 
pelo volume de solução, multiplicado por um fator multiplicador. 
 
• O uso do fator multiplicador é análogo ao que foi descrito para concentrações em 
partes por massa. 
 
Fração molar (χ) 
• Para aplicações em que a a razão entre soluo e solvente pode variar muito, a melhor 
maneira de se expressar a concentração é através da relação entre a quantidade de 
soluto (em mols) pela quantidade de soluto e solvente (em mols). Esta razão é 
chamada de fração molar do soluto (χsoluto) 
 
• A fração molar do solvente é dada por (χsolvente) = 1- χsoluto 
• A fração molar é adimensional; 
• A porcentagem molar é o percentual de mols de um componente em mols totais de 
todos os componentes em uma solução: 
 
 
 
porcentagem por massa= massa de soluto
massa da solução
x fator multiplicador
 
ppm= massa de soluto
massa da solução
x 106
 
ppb= massa de soluto
massa da solução
x 109
 
porcentagem por volume = volume de soluto
volume da solução
x fator multiplicador
 
χsoluto =
quantidade de soluto (em mols)
quantidadetotal de soluto e solvente (em mols)
=
nsoluto
nsoluto + nsolvente
 mol%= χsoluto x 100%
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Propriedades coligativas das soluções 
• As propriedades coligativas são propriedades que dependem do número de partículas 
na solução mas não dependem da natureza das partículas em solução. 
• Depende da concentração mas não se as partículas são átomos, moléculas ou íons; 
 
Abaixamento da pressão de vapor 
• Em um recipiente aberto, as moléculas de vapor em geral se vaporizam mais rápido do 
que se condensam de modo que a velocidade de vaporização é maior do que a 
velocidade de condensação; 
o Líquidos que evaporam rápido são conhecidos como líquidos voláteis; 
• No entanto, em um recipiente fechado, o vapor não se distribuir indefinidamente de 
modo que em um dado momento as velocidades de vaporização e condensação se 
igualam; 
o As quantidades de vapor e líquidos não mudam; 
• A evaporação e a condensação ainda ocorrem, 
mas por serem processos inversos, não há aumento ou 
diminuição global de líquido ou vapor no recipiente; 
• Quando dois processos opostos alcançam a 
mesma velocidade diz-se não haver ganho ou perda de 
material, estando o processo em equilíbrio dinâmico; 
• A pressão exercida por um vapor quando se 
encontra em equilíbrio dinâmico com a fase líquida é 
chamada de pressão de vapor;	
   
• Quanto mais fracas forem as forças atrativas entre as moléculas, mais e 
mais moléculas passarão para a fase de vapor; 
• Quanto mais fracas forem as forças atrativas, maior será a pressão de 
vapor; 
o Mais volátil será o líquido; 
• Todo líquido exerce uma pressão de vapor característica; 
• Quando um soluto não volátil (pressão de vapor nula) é dissolvido em um 
líquido, a pressão de vapor exercida pelo líquido diminui. 
• A lei de Raoult estabelece que a diferença entre a pressão de vapor de um 
solvente puro e a pressão de vapor da solução depende da concentração do soluto na 
solução. 
 
• Para uma solução com mais de um componente, χsoluto = 1 - χsoluto a lei de Raoult pode 
ser reescrita como: 
 
 
• A redução na pressão de vapor, ΔP, é diretamente proporcional à concentração do 
soluto expresso na forma da fração molar. 
• O entendimento do fenômeno de abaixamento da pressão de vapor está associado 
com o nível de ordenamento nos estados da matéria; 
o No estado líquidos as espécies encontra-se mais ordenadas, e apresentam 
baixa entropia; 
o As moléculas em um gás apresentam baixíssimo ordenamento, 
consequentemente alta entropia. 
 
Psolução = χsolventePsolvente
0
 
Psolução = 1− χsoluto( )Psolvente0
Psolvente
0 − Psolução( ) = χsolutoPsolvente0
 ΔP = χsolutoPsolvente
0
Pressão de vapor
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o As moléculas gasosas tem uma forte tendência de sair de um estado de baixa 
para alta entropia; 
§ Moléculas de solvente saí da fase líquida para a fase vapor 
• Ao se adicionar um soluto ao líquido, este quebra o ordenamento do líquido 
aumentando sua entropia; 
o A solução tem maior entropia do que o líquido puro. 
• Como a diferença de entropia entre a fase líquida e a fase vapor é menor, as 
moléculas diminuem sua tendência em deixar a solução em direção a fase vapor, 
resultando em uma menor pressão de vapor exercida pelo solvente. 
• Quanto menor for esta diferença entre a entropia da solução e da fase vapor, menor 
será a tendência das moléculas em escapara da solução e ir para fase vapor e 
consequentemente menor a pressão de vapor. 
 
Lei de Raoult para solutos voláteis 
• Quando os dois componentes da solução são voláteis, a pressão de vapor da solução 
será dada pelo somatório das pressões parciais individuais exercidas pelos 
componentes da solução segundo a lei de Raoult: 
 
• A pressão total é dada pela lei das pressões parciais de Dalton: 
 
• Uma solução que segue a lei de Raoult para todas as concentrações de soluto e 
solvente é chamada de solução ideal com o conceito similar aos dos gases ideais. 
• A pressão de vapor de cada componente da solução é dado pela lei de Raoult ao longo 
de toda a faixa de composição da solução. 
• em soluções ideais, as interações soluto-solvente resultantes são iguais à soma das 
interações soluto-soluto e solvente-solvente rompidas (a). 
 
• Se as interações soluto-solvente são mais fortes ou mais fracas do que as interações 
rompidas, a solução é não ideal e a pressão de vapor não segue a lei de Raoult; 
o Se as interações soluto-solvente são mais fortes do que as interações soluto-
soluto + solvente-solvente, a pressão de vapor total da solução será menor do 
que o previsto pela lei de Raoult pois as pressões de vapor do soluto e do 
solvente são mais baixas do que o ideal (b); 
o Se interações soluto-solvente são mais fracos do que o soluto-soluto + 
solvente-solvente, a pressão de vapor total da solução será maior do que o 
previsto pela lei de Raoult (c); 
 
 
PA = χAPA
0
PB = χBPB
0
 Ptotal = χAPA
0 + χBPB
0
(a) Solução ideal (c) Interações soluto-solvente fracas(b) Interações soluto-solvente fortes
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Soluto iônico e pressão de vapor 
• De acordo com a Lei de Raoult, o efeito de soluto na pressão de 
vapor simplesmente depende do número de partículas de soluto. 
Quando compostos iônicos se dissolvem na água, eles se dissociam 
- de modo que o número de partículas de soluto é um múltiplo do 
número de moles de unidades de fórmula. 
O efeito dos compostos iônicos na pressão de vapor de água é 
aumentado pela dissociação; 
• uma vez que NaCl se dissocia em dois íons Na+ e Cl-, um mol de 
NaCl reduz a pressão do vapor de água duas vezes mais que faria 1 
mol de sacarose, C12H22O11, moléculas.	
   
 
Elevação do ponto de ebulição 
• O ponto de ebulição de uma substância é a 
temperatura na qual sua pressão de vapor se 
iguala a pressão externa. 
• Como a adição de um soluto não volátil afeta 
a pressão de vapor de uma solução, este 
também afeta o ponto de ebulição da solução 
relativo ao do líquido puro. 
• O diagrama de fases da água mostra que com 
a adição de um soluto não-volátil a 
temperatura e pressão de vapor na solução é 
mais baixa do que aquela em relação ao 
líquido puro, de modo a curva de líquido-vapor 
para a solução encontra-se abaixo daquela 
para o solvente puro. 
• Consequentemente, a curva em da solução (em vermelho) intercepta a linha horizontal 
que marca P = 1 atm a uma temperatura mais elevada do que o ponto normal de 
ebulição do solvente puro. 
• Mais temperatura é necessária para que a pressão de vapor do solvente se iguale à 
pressão atmosférica. 
• A elevação do ponto de ebulição (ΔTb) é definida como a diferença entre o ponto de 
ebulição da solução (Tb) e o ponto de ebulição do solvente(Tb0): 
 
• Como Tb > Tb0, ΔTb é proporcional a concentração, expressa em molalidade (m), do 
soluto na solução. 
ΔTb = Kb m 
• onde Kb é a constante molal de elevação do ponto de ebulição e tem unidades de oC/ 
m; 
 
Abaixamento do ponto de congelamento 
• Em lugares de clima muito frio é comum ter estradas e calçadas "salgadas" no inverno. 
o A aplicação de um sal, tal como NaCl ou CaCl2, derrete o gelo (ou impede a 
sua formação) através da redução do ponto de congelamento da água. 
• No diagrama de fases da água observa-se que a adição de um soluto não volátil 
desloca a fronteira da fase sólido-líquidopara esquerda. 
o A linha vermelha que intercepta a linha horizontal a 1 atm a uma temperatura 
mais baixa do que o ponto de congelamento do líquido puro. 
• O abaixamento do ponto de congelamento (ΔTf) é definido como a diferença entre o 
ponto de congelamento do solvente puro e o ponto de congelamento da solução: 
 ΔTb =Tb −Tb
0
Solução
Solvente
puro
Solução
Sólido
Líquido
Gás
Ponto de fusão
da solução
Ponto de fusão
do solvente
Ponto de ebulição
do solvente
Ponto de ebulição
da solução
Temperatura
Pr
es
sã
o
1 atm
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• Como Tf0 > Tf, ΔTf é positivo. 
• A variação na temperatura é proporcional à concentração molal da solução: 
ΔTf = Kf m 
• onde Kf é a constante molal de abaixamento do ponto de congelamento e tem 
unidades de oC/m; 
• A elevação no ponto de ebulição e o abaixamento do ponto de congelamento podem 
ser explicados em termos de diferenças de entropia. 
o O congelamento envolve uma transição de um estado de maior para menor 
entropia de modo que é necessário remover energia do sistema pois a solução 
tem desordem maior do que o solvente puro, portanto há uma grande diferença 
de entropia entre a solução e o sólido do que há entre o solvente puro e o 
sólido. 
o Maior diferença de entropia implica em maior quantidade de energia que deve 
ser removida para que ocorra a transição líquido-sólido ocorra. 
§ A solução congela em uma temperatura inferior aquela do líquido puro. 
• A elevação do ponto de ebulição só ocorre quando se adiciona um soluto não volátil, 
no entanto, o abaixamento do ponto de congelamento ocorre independentemente se o 
soluto é volátil ou não. 
 
Osmose 
 
• Muitos processos químicos e biológicos 
dependem da osmose, definida como a 
passagem seletiva de moléculas de solvente 
através de uma membrana porosa de uma 
solução mais diluída para uma mais 
concentrada. 
• Da figura, o compartimento do lado esquerdo 
do aparelho contém solvente puro, o 
compartimento a direita contém uma solução 
feita com o mesmo solvente. 
o Os dois compartimentos são 
separados por uma membrana 
semipermeável, que permite a 
passagem de moléculas de solvente, mas bloqueia a passagem de moléculas 
de soluto. 
• No início, os níveis de líquido nos dois tubos são iguais com passar do tempo, o nível 
no tubo direito sobe continuando a aumentar até que o equilíbrio seja atingido. A partir 
deste ponto nenhuma variação é observada. 
• A pressão osmótica (π ) de uma solução é a pressão necessária para parar o fluxo de 
osmose. 
o Pode ser medida diretamente a partir da diferença entre os níveis finais de 
líquidos. 
• A pressão osmótica (π ) de uma solução é diretamente proporcional à concentração 
expressa em molaridade, de soluto na da solução: 
π = M R T 
• onde R é a constante dos gases (0,08206 L.atm/K.mol) e T é a temperatura em kelvin. 
A pressão osmótica é expressa em atm. 
• Uma solução isosmótica (isotônica) tem a mesma pressão osmótica que a solução 
no interior da célula - como resultado, não há fluxo de água para dentro ou para fora da 
célula. 
 ΔTf =Tf
0 −Tf
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• Uma solução hiposmótica tem uma pressão osmótica menor do que a solução no 
interior da célula - como um resultado, se desenvolve um fluxo de água para dentro da 
célula, fazendo com que a célula inche. 
• Uma solução hiperosmótica tem uma pressão osmótica mais elevada do que a 
solução no interior da célula - como resultado, se desenvolve um fluxo de água para 
fora da célula, fazendo com que a célula murche. 
 
Propriedades coligativas de soluções de eletrólitos fortes 
• Como já visto, eletrólitos sofrem dissociação quando dissolvidos em água, sendo 
necessário considerá-los separadamente. Vimos que quando NaCl se dissolve em 
água, ele se dissocia em Na+(aq) e Cl-(aq). 
o Para cada mol de NaCl dissolvido, temos dois mols de íons em solução. 
• Desta forma, para cada mol de CaCl2 dissolvido, temos três moles de íons em solução. 
o Quando uma unidade de fórmula do CaCl2 se dissolve, temos três íons: uma 
Ca2+(aq) e dois ions Cl-(aq) íons. Propriedades coligativas dependem apenas do 
número de partículas dissolvidas, não do tipo de partículas. 
• Significa que, uma solução de 0,1 m de NaCl exibirá um abaixamento do ponto de 
congelamento duas vezes a de uma solução 0,1 M de um não-eletrólito, tal como a 
sacarose. Do mesmo modo, espera-se uma solução 0,1 M de CaCl2 diminuir o ponto 
de congelamento da água três vezes mais do que uma solução de sacarose a 0,1 m. 
• Para ter em conta este efeito, se introduz e define uma quantidade chamada fator de 
van't Hoff (i), que é dada por: 
 
• Como um mol de NaCl produz 2 mols de partículas em solução, espera-se que o fator 
de van’t Hoff seja exatamente 2; 
o Este valor para o fator só se observa em soluções muito diluídas. 
• O fator de van’t Hoff se aproxima do valor esperado apenas para soluções com diluição 
infinita (concentração tendendo a zero). 
 
Por que o fator de van’t Hoff esperado não se igual ao medido? 
o A razão pela qual o fator de van’t Hoff não é 
exatamente igual ao valor esperado é que 
alguns íons tendem efetivamente a formar 
pares em solução. Idealmente espera-se 
que os íons se dissociem completamente 
em solução (a). 
o Na verdade, no entanto, a dissociação não 
é completa - em algum momento, alguns 
cátions se combinam com seus respectivos 
ânions, reduzindo levemente o número de 
partículas em solução (b). 
 
Solução hiposmótica Solução isosmótica Solução hiperosmótica
 
i = número de mols partículas em solução após a dissociação
número mol de fórmulas unitárias dissolvidas na solução
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• Para o cálculo das propriedades coligativas em soluções iônicas usa-se o fator de van’t 
Hoff em cada uma das seguintes equações: 
 
ΔTb = i Kb m 
ΔTf = i Kf m 
π = i M R T 
 
Tabela - Valores calculados e medidos para o fator de van’t Hoff de soluções 0,05 
M de eletrólito a 25 oC 
Eletrólito i (calculado) i (medido) 
Sacarose* 1 1.0 
HCl 2 1.9 
NaCl 2 1.9 
MgSO4 2 1.3 
MgCl2 3 2.7 
FeCl3 4 3.4 
* a sacarose é um conhecido não eletrólito e só está listada aqui para comparação 
Coloides 
• As soluções discutidas até agora são verdadeiras misturas homogêneas. 
• Se juntarmos areia fina a um copo de água e agitar as partículas de areia são 
suspensas no início, mas gradualmente se depositam no fundo do copo (mistura 
heterogênea). 
• Entre os dois extremos de uma mistura homogênea e heterogênea há um estado 
intermediário chamado de uma suspensão coloidal, ou simplesmente, um coloide. 
o Um coloide é uma dispersão de partículas de uma substância ao longo 
de outra substância onde as partículas são muito maiores do que as 
moléculas de soluto normais, na faixa de 10-3 - 10-6 pm. 
o Além disso, uma suspensão coloidal não possui a homogeneidade de uma 
solução verdadeira. 
• Os coloides podem ainda ser classificados como aerossóis (líquido ou sólido disperso 
em gás), espumas (gás disperso num líquido ou sólido), emulsões (líquido disperso 
num outro líquido), sóis (sólido disperso num líquido ou num outro sólido), e géis 
(líquido disperso em forma de um sólido). 
Tabela - Alguns tipos comuns de coloides 
Fase dispersa Meio de dispersão tipo exemplos 
Sólido Sólido sol Argila, sílica coloidal, ouro coloidal 
LíquidoGás 
Líquido 
Líquido 
Emulsão 
Espuma 
Óleo em água, leite, maionese 
Espuma de sabão e detergentes 
Sólido 
Líquido 
Gás 
Gás 
Gás 
Sólido 
Aerossol 
Aerossol 
Sol sólido 
Ar com poeira, fumaça 
Nevoeiro, névoa 
Vidro rubi, gemas naturais e 
sintéticas, diamante negro 
Líquido 
Gás 
Sólido 
Sólido 
Emulsão sólida 
Espuma sólida 
Opala, pérola 
Pedra polmes, lava e cinza 
vulcânica 
 
• Uma forma de distinguir uma solução a partir de um coloide é 
através do efeito Tyndall. 
o Quando um feixe de luz passa através de um coloide, 
ele é espalhado pela fase dispersa. 
o Tal dispersão não é observado com as soluções 
verdadeiras, pois as moléculas de soluto são muito 
pequenas para interagir com a luz visível. 
 
 ΔP = iχsolutoPsolvente
0
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• Um coloide hidrofóbico normalmente não se estabilizaria em água, pois as partículas 
se agregariam, como gotículas de óleo em água se fundindo para formar uma película 
na superfície na superfície. 
• Eles podem ser estabilizadas pela adsorção de íons na sua superfície. 
• O material que se deposita na superfície é adsorvido, enquanto que o material que 
passa para o interior é absorvido. Os íons adsorvidos são hidrofílicos e podem interagir 
com a água para estabilizar o coloide (a). 
• A adsorção de íons deixa as partículas coloidais carregadas, de modo que a repulsão 
eletrostática impede que se aglomerem (b). 
 
• As partículas do solo em rios e correntes são partículas hidrofóbicas que são 
estabilizadas desta maneira. 
o Quando a água do rio entra no mar, as cargas nas as partículas dispersas são 
neutralizadas pelo meio de elevada salinidade. Com as cargas em sua 
superfície neutralizadas, as partículas não se repelem entre si e se agregam 
para formar a lama que é vista na foz do rio. 
• Outra forma coloides hidrofóbicos podem ser estabilizadas está pela presença de 
outros grupos hidrofílicos nas suas superfícies. 
• O estearato de sódio, uma molécula de sabão, tem um grupo polar de um lado, muitas 
vezes chamada a "cabeça", e um longa "cauda" de hidrocarbonetos que é apolar. 
 
• A cauda de hidrocarbonetos é facilmente solúvel em substâncias oleosas apolares, 
enquanto que o grupo iônico COO- permanece fora da superfície oleosa. Quando 
moléculas de sabão suficientes tenham cercado a gota de óleo todo o sistema torna-se 
estabilizado em água pois a parte exterior está agora altamente hidrofílica. 
 
• Esta é a forma como as substâncias gordurosas são removidas pela ação do sabão. 
• O processo de estabilização de um coloide é chamado de emulsificação, e uma 
substância utilizada para tal estabilização é chamado um emulsionante ou um agente 
emulsionante. 
 
Partícula
coloidal
Partícula
coloidalRepulsão
(a) (b)